第1课时认识同周期元素性质的递变规律[目标导航]1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。3.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。4.初步学会利用元素周期表。一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象钠与冷水反应，反应方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====Mg(OH)2＋H2↑；铝与水不反应镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑比较NaOH、Mg(OH)2的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3比较NaOH、Al(OH)3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解结论钠、镁、铝元素原子失去电子能力：Na>Mg>Al2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素SiPSCl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易由难到易气态氢化物化学式SiH4PH3H2SHCl稳定性很不稳定不稳定较稳定很稳定由弱到强最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物的水化化学式H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸强于硫酸由弱到强物结论硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si＜P＜S＜Cl【议一议】1.元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？答案不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。2.所有的非金属元素都有最高价含氧酸吗？答案不一定，氧元素和氟元素没有。3.“同一周期非金属元素对应氧化物水化物的酸性从左到右依次增强”的说法正确吗？答案不正确。同一周期，随着原子序数的递增，非金属元素最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)酸性逐渐增强，但低价含氧酸(如HClO)不符合此规律。二、同周期元素原子得失电子能力的变化规律1.规律同周期从左到右，元素原子失电子能力减弱，得电子能力增强。2.原因在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，从左至右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。议一议1.难失电子的原子，得电子一定容易吗？答案不一定，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。2.同周期元素的离子半径从左到右依次减小吗？以第3周期元素的离子半径说明。答案不是。如第3周期部分元素的离子半径由大到小的顺序为r(P3－)>r(S2－)>r(Cl－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。一、同周期元素原子结构与性质的递变规律内容同周期(左→右)原子结构电子层数相同最外层电子数1→8个(第1周期1→2)原子半径逐渐减小元素性质原子得电子能力逐渐增强原子失电子能力逐渐减弱元素的金属性逐渐减弱元素的非金属性逐渐增强金属单质还原性逐渐减弱非金属单质氧化性逐渐增强元素的主要化合价最高正价由＋1→＋7(O、F除外)最低负价由－4→－1非金属气态氢化物形成难→易稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱最高价氧化物的水化物酸性逐渐增强碱性逐渐减弱金属阳离子氧化性逐渐增强非金属阴离子还原性逐渐减弱【易错提醒】(1)相对原子质量随原子序数的递增，不呈周期性变化。(2)根据含氧酸的酸性强弱比较元素非金属性的强弱时，必须是最高价含氧酸。(3)在元素周期表中，无氧酸的酸性变化规律与元素非金属性的变化规律不一致。其规律是：左弱右强，上弱下强。如非金属性：S＜Cl，酸性：氢硫酸<盐酸；非金属性：F>Cl，而酸性：氢氟酸(HF)<盐酸。(4)氟无正价，氧没有最高正价。如：①根据主族元素最高正...
